| name | skill-chemistry-basics |
| version | 1.0.0 |
| category | STEM/Química/Básica |
| description | Skill integral de Química general: Estructura atómica, tabla periódica, enlaces químicos, estequiometría y reacciones químicas. Cubre números cuánticos, configuración electrónica, propiedades periódicas, enlaces iónico/covalente/metálico, moles, balanceo y equilibrio. |
Skill: Química Básica (Química General)
Descripción
Este skill proporciona las herramientas y conocimiento para resolver problemas de química general a nivel de bachillerato y primeros cursos universitarios. Cubre cinco grandes bloques temáticos fundamentales:
- Estructura atómica — Modelo atómico, números cuánticos y configuración electrónica.
- Tabla periódica — Propiedades periódicas, grupos, períodos y tendencias.
- Enlaces químicos — Iónico, covalente, metálico e intermoleculares.
- Estequiometría — Moles, reacciones químicas, balanceo y rendimiento.
- Reacciones químicas — Tipos, cinética, equilibrio y pH.
Cuándo usar este skill
- El usuario necesita escribir configuraciones electrónicas o determinar números cuánticos.
- Hay problemas de tabla periódica (radio atómico, energía de ionización, electronegatividad).
- Se requiere predecir el tipo de enlace o la geometría molecular.
- Hay problemas de estequiometría (moles, masa, rendimiento, reactivo limitante).
- Se pide calcular pH, analizar equilibrios químicos o predecir productos de reacción.
- El problema combina conceptos de más de un bloque (ej. enlace + geometría + polaridad).
Instrucciones paso a paso
Paso 1: Identificar el bloque temático
Clasifique el problema en uno o más bloques:
| Síntoma | Bloque |
|---|
| "número cuántico", "configuración electrónica", "orbital", "electrones" | Estructura atómica |
| "radio atómico", "electronegatividad", "energía de ionización", "grupo", "período" | Tabla periódica |
| "enlace iónico", "enlace covalente", "polaridad", "geometría", "Lewis" | Enlaces químicos |
| "moles", "masa molar", "reactivo limitante", "rendimiento", "balanceo" | Estequiometría |
| "pH", "equilibrio", "Kc", "Kp", "cinética", "velocidad de reacción" | Reacciones químicas |
Paso 2: Extraer datos conocidos y desconocidos
Liste explícitamente:
Paso 3: Seleccionar fórmulas relevantes
A) ESTRUCTURA ATÓMICA
Modelo atómico actual (mecánica cuántica):
- Los electrones se describen mediante orbitales (funciones de onda).
- Cada orbital se define por 4 números cuánticos.
Números cuánticos:
| Número | Símbolo | Valores | Significado |
|---|
| Principal | n | 1, 2, 3, ... | Nivel de energía, tamaño del orbital |
| Angular | l | 0, 1, 2, ..., n-1 | Forma del orbital (s=0, p=1, d=2, f=3) |
| Magnético | m_l | -l, ..., 0, ..., +l | Orientación del orbital |
| Spin | m_s | +½, -½ | Dirección del espín |
Principio de Aufbau (relleno de orbitales):
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p
Principio de exclusión de Pauli: Un orbital contiene máximo 2 electrones con espines opuestos.
Regla de Hund: En orbitales de igual energía, los electrones se distribuyen con espines paralelos antes de emparejarse.
Configuración electrónica (ejemplo: Fe, Z = 26):
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
[Ar] 4s² 3d⁶
Capacidad máxima por subnivel:
s: 2 electrones
p: 6 electrones
d: 10 electrones
f: 14 electrones
B) TABLA PERIÓDICA
Grupos (columnas) y períodos (filas):
- Grupos 1-2: metales alcalinos y alcalinotérreos (bloques s)
- Grupos 3-12: metales de transición (bloque d)
- Grupos 13-18: bloques p
- Lantánidos y actínidos: bloque f
Propiedades periódicas:
| Propiedad | Tendencia en el período (←→) | Tendencia en el grupo (↑↓) |
|---|
| Radio atómico | Disminuye | Aumenta |
| Energía de ionización | Aumenta | Disminuye |
| Electronegatividad | Aumenta | Disminuye |
| Afinidad electrónica | Aumenta (generalmente) | Disminuye |
| Carácter metálico | Disminuye | Aumenta |
Energía de ionización (EI):
EI₁: X → X⁺ + e⁻
EI₂: X⁺ → X²⁺ + e⁻
Electronegatividad (escala de Pauling):
F = 4.0 (más electronegativo)
O = 3.5
Cl = 3.0
C = 2.5
H = 2.1
C) ENLACES QUÍMICOS
Enlace iónico (metal + no metal):
- Transferencia de electrones.
- Formación de iones positivos (cationes) y negativos (aniones).
- Ejemplo: NaCl → Na⁺ + Cl⁻
Enlace covalente (no metal + no metal):
- Compartición de electrones.
- Polar: diferencia de electronegatividad 0.4 - 1.7 (ej. HCl)
- Apolar: diferencia < 0.4 (ej. H₂, Cl₂)
- Dativo/coordinado: ambos electrones provienen del mismo átomo
Enlace metálico:
- "Mar de electrones" compartidos entre cationes metálicos.
- Explica conductividad, maleabilidad y brillo metálico.
Estructuras de Lewis:
- Contar electrones de valencia totales.
- Colocar átomo central (menos electronegativo, excepto H).
- Dibujar enlaces simples.
- Completar octetos de átomos externos.
- Completar octeto del central (puede tener expandido en período ≥ 3).
- Formar enlaces múltiples si es necesario.
Geometría molecular (VSEPR):
| Electrones alrededor del central | Geometría electrónica | Geometría molecular (ejemplo) | Ángulo |
|---|
| 2 | Lineal | Lineal (CO₂) | 180° |
| 3 | Trigonal plana | Trigonal plana (BF₃) | 120° |
| 3 | Trigonal plana | Angular (SO₂) | ~120° |
| 4 | Tetraédrica | Tetraédrica (CH₄) | 109.5° |
| 4 | Tetraédrica | Pirámide trigonal (NH₃) | ~107° |
| 4 | Tetraédrica | Angular (H₂O) | ~104.5° |
| 5 | Bipirámide trigonal | Bipirámide trigonal (PCl₅) | 90°, 120° |
| 6 | Octaédrica | Octaédrica (SF₆) | 90° |
Fuerzas intermoleculares (de menor a mayor intensidad):
1. London (dispersión) — todas las moléculas
2. Dipolo-dipolo — moléculas polares
3. Puente de hidrógeno — H unido a F, O o N
D) ESTEQUIOMETRÍA
Moles y masa molar:
n = m / M (moles = masa / masa molar)
m = n × M
M = Σ(masas atómicas) (masa molar de un compuesto)
n = N / N_A (moles = número de partículas / Avogadro)
n = V / V_m (moles = volumen / volumen molar, CNPT: V_m = 22.4 L/mol)
Porcentaje en masa:
% en masa = (masa del elemento / masa del compuesto) × 100
Fórmula empírica vs molecular:
Empírica: relación más simple de átomos
Molecular: fórmula real (n × empírica)
n = masa molecular / masa empírica
Balanceo de ecuaciones:
- Escribir la ecuación sin balancear.
- Balancear metales primero, luego no metales, después H y O.
- Verificar que átomos y carga estén balanceados.
Métodos de balanceo:
- Inspección directa: para ecuaciones simples.
- Redox (número de oxidación): identificar qué se oxida y qué se reduce.
- Redox (ión-electrón): para medio acuoso.
Reactivo limitante:
1. Calcular moles de cada reactivo.
2. Dividir por coeficiente estequiométrico.
3. El que da el menor cociente es el limitante.
4. Calcular productos a partir del reactivo limitante.
Rendimiento:
Rendimiento (%) = (rendimiento real / rendimiento teórico) × 100
Pureza:
% pureza = (masa pura / masa muestra) × 100
Concentración:
Molaridad (M) = n_soluto / V_solución (L)
Molalidad (m) = n_soluto / masa_solvente (kg)
% masa = (masa_soluto / masa_solución) × 100
Fracción molar (X_A) = n_A / n_total
E) REACCIONES QUÍMICAS
Tipos de reacciones:
Síntesis: A + B → AB
Descomposición: AB → A + B
Desplazamiento: A + BC → AC + B
Doble desplazamiento: AB + CD → AD + CB
Combustión: C_xH_y + O₂ → CO₂ + H₂O
Ácido-base: Ácido + Base → Sal + H₂O
Redox: Transferencia de electrones
Cinética química:
Velocidad = k·[A]^m·[B]^n (ley de velocidad)
k = A·e^(-Ea/RT) (ecuación de Arrhenius)
Ea: energía de activación
A: factor preexponencial
T: temperatura (K)
Factores que afectan la velocidad:
- Concentración (mayor → mayor velocidad)
- Temperatura (mayor → mayor velocidad, regla práctica: se duplica cada 10°C)
- Catalizador (disminuye Ea, no se consume)
- Superficie de contacto (mayor → mayor velocidad)
- Naturaleza de los reactivos
Equilibrio químico:
Kc = [C]^c·[D]^d / [A]^a·[B]^b (para aA + bB ⇌ cC + dD)
Kp = Kc·(RT)^Δn (Δn = moles_gaseosos_productos - moles_gaseosos_reactivos)
Principio de Le Chatelier:
- Aumentar concentración de un reactivo → equilibrio se desplaza a productos.
- Aumentar presión (gas) → equilibrio se desplaza al lado con menos moles gaseosos.
- Aumentar temperatura → equilibrio se desplaza en sentido endotérmico.
pH y pOH:
pH = -log[H⁺]
pOH = -log[OH⁻]
pH + pOH = 14 (a 25°C)
[H⁺] = 10^(-pH)
[OH⁻] = 10^(-pOH)
Kw = [H⁺]·[OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ (a 25°C)
Ácidos y bases:
Ácido fuerte: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄ (se disocian completamente)
Base fuerte: NaOH, KOH, Ca(OH)₂ (se disocian completamente)
pH de ácido fuerte: pH = -log[H⁺] = -log(C_acido)
pH de base fuerte: pOH = -log[OH⁻], pH = 14 - pOH
Constantes de equilibrio ácido-base:
Ka·Kb = Kw = 10⁻¹⁴
pH = ½(pKa - log[C]) (ácido débil)
pOH = ½(pKb - log[C]) (base débil)
pH = ½(pKa + pKw + log[C]) (sal de ácido débil + base fuerte)
Buffer (solución amortiguadora):
pH = pKa + log([base]/[ácido]) (ecuación de Henderson-Hasselbalch)
Paso 4: Resolver algebraicamente antes de sustituir
Despejar la incógnita en función de los datos. Solo al final sustituir valores numéricos.
Paso 5: Verificar unidades y sentido físico
- Verificar que las unidades sean coherentes (SI: g, mol, L, atm, K, M).
- En estequiometría, verificar que la ecuación esté balanceada.
- En equilibrio, verificar que Q y K tengan las mismas unidades.
- En pH, verificar que el resultado esté entre 0 y 14 (para soluciones acuosas diluidas).
Ejemplos de uso
Ejemplo 1: Estructura atómica — Configuración electrónica
Prompt: "Escribir la configuración electrónica del hierro (Fe, Z=26) y determinar sus números cuánticos del último electrón."
Solución paso a paso:
Z = 26 → 26 electrones
Configuración: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
Configución abreviada: [Ar] 4s² 3d⁶
Último electrón entra en 3d:
n = 3
l = 2 (d)
m_l = -2 (primer electrón en subnivel d, siguiendo Hund)
m_s = +½ (primer electrón en ese orbital)
Ejemplo 2: Tabla periódica — Predicción de propiedades
Prompt: "Comparar la electronegatividad y el radio atómico de Na, Mg, Al, Cl."
Solución paso a paso:
Todos están en el período 3.
Electronegatividad (aumenta ←→):
Na (0.9) < Mg (1.3) < Al (1.6) < Cl (3.0)
Radio atómico (disminuye ←→):
Na (186 pm) > Mg (160 pm) > Al (143 pm) > Cl (99 pm)
Ejemplo 3: Estequiometría — Reactivo limitante
Prompt: "Se hacen reaccionar 10 g de H₂ con 64 g de O₂ para formar H₂O. Calcular: a) el reactivo limitante, b) la masa de agua formada, c) el exceso."
Solución paso a paso:
Ecuación: 2H₂ + O₂ → 2H₂O
a) Moles:
n(H₂) = 10/2 = 5 mol
n(O₂) = 64/32 = 2 mol
Cocientes: H₂ → 5/2 = 2.5; O₂ → 2/1 = 2
O₂ es el reactivo limitante.
b) Masa de H₂O:
n(H₂O) = 2 × n(O₂) = 4 mol
m(H₂O) = 4 × 18 = 72 g
c) Exceso de H₂:
H₂ consumido = 2 × n(O₂) = 4 mol
H₂ restante = 5 - 4 = 1 mol = 2 g
Ejemplo 4: pH — Solución de ácido fuerte
Prompt: "Calcular el pH de una disolución 0.01 M de HCl."
Solución paso a paso:
HCl es ácido fuerte → se disocia completamente: [H⁺] = 0.01 M
pH = -log(0.01) = 2.00
pOH = 14 - 2 = 12
Ejemplo 5: Enlaces — Geometría molecular
Prompt: "Determinar la geometría molecular del CO₂ y predecir si es polar o apolar."
Solución paso a paso:
1. Estructura de Lewis: O=C=O (carbono central con 2 dobles enlaces)
2. Electrones alrededor del C: 2 regiones de densidad electrónica
3. Geometría: Lineal (180°)
4. Los enlaces C=O son polares (ΔEN = 1.0), pero la molécula es simétrica.
5. Los momentos dipolares se cancelan → molécula APOLAR.
Ejemplo 6: Equilibrio — Constante Kc
Prompt: "Para la reacción N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g), las concentraciones en equilibrio son: [N₂] = 0.5 M, [H₂] = 0.3 M, [NH₃] = 0.4 M. Calcular Kc."
Solución paso a paso:
Kc = [NH₃]² / ([N₂]·[H₂]³)
Kc = (0.4)² / (0.5 × 0.3³)
